Окислительно-восстановительные свойства атомов

Вследствие периодически повторяющейся валентной конфигурации атомов элементов происходит периодическое изменение физико-химических свойств этих элементов

Периодически изменяются: потенциалы ионизации и сродства к электрону, электроотрицательность, атомные и ионные радиусы, валентные, оптические и магнитные свойства элементов, кислотно-основные свойства соединений.

Первая энергия ионизации I₁ (кДж/моль, эВ/моль) - энергия, необходимая для отрыва и удаления одного моля электронов от одного моля атомов элемента. Э – ē → Э⁺. Она характеризует восстановительную способность элемента: чем меньше I₁, тем выше восстановительная способность. Энергия ионизации возрастает по периоду и несколько уменьшается по подгруппе. Наибольшая восстановительная активность у Cs, Fr, Ra.

Е_ср - сродство к электрону (КДж/моль или эВ/ моль)– энергетический эффект присоединения моля ē к молю атомов Э + ē → Э¯. Е_ср характеризует окислительную способность элемента: чем выше Е_ср., тем больше окислительные свойства. Изменение Е_ср по периодам и группам аналогично I₁. Наибольшая окислительная активность у O,F,Cl. В молекуле MgCl₂:

Mg – элемент 3 периода 2А подгруппы, Cl – элемент 3 периода 7А подгруппы.

У Mg меньше энергия ионизации, выше восстановитеьные свойства. У Cl выше сродство к электрону, сильнее окислительные свойства.

Обобщенная характеристика окислительно-восстановительных свойств элементов - электроотрицательность (ЭО). ЭО – способность атомов в соединениях смещать к себе ē при взаимодействии атомов друг с другом. Чем больше ЭО, тем сильнее атом притягивает ē при образовании химической связи. По периоду ЭО возрастает, по подгруппе сверху вниз – для s- и p-элементов ЭО уменьшается, для d- и f- элементов зависимость более сложная.

ЭО(F) по Полингу принята равной 4:

H 2,1

Li 1,0

Be 1,5

B 2,0

C 2,5

N 3,0

O 3,5

F 4,0

Na 0,9

Mg 1,2

Al 1,5

Si 1,8

P 2,1

S 2,5

Cl 3,0

K 0,8

Ca 1,0

Sc 1,3

Ti 1,5

V 1,6

Cr 1,6

Mn 1,5

Fe 1,8

Co 1,9

Ni 1,9

Zn 1,6

Ga 1,6

Ge 1,8

As 2,0

Se 2,1

Br 2,8

Rb 0,8

Sr 1,0

Y 1,2

Zr 1,4

Nb 1,6

Mo 1,8

Te 1,9

Ru 2,2

Rh 2,2

Pd 2,2

Ag 1,9

In 1,7

Sn 1,8

Sb 1,9

Te 2,0

I 2,5

Cs 0,7

Ba 0,9

La-Lu 1,0-1,2

Hf 1,3

Ta 1,5

W 1,7

Re 1,9

Os 2,2

Ir 2,2

Pt 2,2

Au 2,4

Tl 1,8

Pb 1,9

Bi 1,9

Po 2,0

At 2,2

ЭО(Mg) = 1,2 ˂ ЭО(Cl) =3,0. Mg – восстановитель, Cl – окислитель.

Вывод: Восстановительная активность элементов определяется способностью атомов отдавать электроны. Частицы, отдающие электроны, называют восстановителями (наименьшая Е_и).

Окислительная способность элементов определяется способностью их атомов присоединять электроны; вещества, присоединяющие электроны – окислители (наибольшая Е_ср).

Наиболее сильные окислители – вещества с большой ЭО.

Современная формулировка Периодического закона: свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов. Периодическая система элементов Д.И.Менделеева (ПСЭ) – графическое выражение закона. Структура ПСЭ однозначно определена электронным строением атомов элементов.

Элементы расположены в ПСЭ в порядке возрастания заряда ядра от № 1 до 115. Заряд ядра определяется числом протонов (p⁺). Число электронов (ē) в нейтральном атоме равно числу протонов (p⁺).

Периодическое повторение свойств элементов обусловлено повторением электронного строения их внешних энергетических уровней.

Период (горизонтальные строки) – совокупность элементов, имеющих одинаковое количество энергетических уровней. Номер периода совпадает с n (главное КЧ) внешнего энергетического уровня

Группа (вертикальные столбцы) – совокупность элементов, имеющих одинаковое число электронов на внешних подуровнях, номер группы равен максимальному числу электронов на них. Главные подгруппы (А) - это s - и p-элементы, а побочные - (подгруппы Б) это d- и f-элементы.

В молекуле MgCl₂:

Mg …3s² – порядковый № 12: заряд ядра +12 (12p⁺) и 12 ē в атоме. Элемент 3 периода – 3 энергетических уровня, для внешнего энергетического уровня n=3 и 2А подгруппы – 2 ē на внешнем с n=3 (2 валентных s-электрона.

Cl – 3s²3p⁵ - порядковый № 17: заряд ядра +17 (17p⁺) и 17 ē в атоме. Элемент 3 периода – 3 энергетических уровня, для внешнего энергетического уровня n=3 и 7А подгруппы – 7 ē на внешнем с n=3 (2 валентных s-электрона и 5 валентных p-электрона).

Mg и Cl – элементы главных подгрупп, т.к Mg - s-элемент, а Cl - р-элемент.

Основные виды химической связи:

• Ковалентная

· ионная - образуется при взаимодействии элементов значительно отличающихся по ЭО. При ∆ЭО > 1.7 - связь ионная, при ∆ЭО < 1.7 - связь ковалентная полярная. Ионная химическая связь – это электростатическое взаимодействие между противоположно заряженными ионами. Свойства: ненаправленность и ненасыщенность

· металлическая - притяжение между ионами в узлах кристалла и обобществленными (нелокализованными) валентными электронами. В кристалле металла каждый атом (узлы кристалла) связан с 8 - 12 соседними атомовами металлической связью (МС), а обобществленные ē образуют электронный газ. Свойства МС – ненаправленна.

Ковалентная связь - химическая связь, образованная путем обобществления пары электронов двумя атомами.

Виды ковалентной связи:

· σ-связь (сигма)- образуется перекрыванием АО по линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов (любые АО)

· π-связь (пи) - образуется перекрыванием АО над и под воображаемой линией, соединяющей ядра взаимодействующих атомов (р-р, d-р, d-d, f-p, f-d, f-f АО)

· δ-связь (дельта) - образуется перекрыванием d-орбиталей, лежащих в параллельных плоскостях (при наложении друг на друга и перекрывании всеми четырьмя лепестками d-облаков в 4-х областях)

Прочность связи уменьшается в ряду: s > p > d, т.к. уменьшается степень перекрывания.

Существует два квантовомеханических подхода к описанию ковалентной связи:

ü Метод молекулярных орбиталей (МО) (образование химической связи – это результат перехода ē с АО на молекулярную (МО), охватывающую все атомы)

ü Метод валентных связей (ВС)

В рамках метода валентных связей (ВС) химическая связь рассматривается как локализованная, двухцентровая, двухэлектронная связь. Каждый из двух атомов предоставляет для формирования связи по одной атомной орбитали (АО), который перекрываются и в области связывания появляются два электрона с антипараллельными спинами. Связывающие электронные пары (СП) могут образовываться по обменному или донорно-акцепторному механизму

Механизмы образования ковалентной связи по методу ВС

· Обменный (по одному электрону от каждого атома) – связь образуется за счет перекрывания АО, имеющих по одному неспаренному валентному электрону

· Донорно-акцепторный - образование общей электронной пары за счет неподеленной пары электронов одного атома (донора) и вакантной орбитали другого атома (акцептора).

Особенности ковалентной связи:

ü Насыщаемость (образование атомами ограниченного число связей - образование общей пары е насыщает одну и другую орбитали). По принципу Паули запрещается использование дважды одной и той же АО для образования связи. Формирует состав молекул.

ü Направленность (перекрывание АО по определенным направлениям) – АО пространственно ориентированы вокруг ядра атома, поэтому их перекрывание происходит по определенным направлениям. Количественно выражается величиной валентных углов между направлениями химических связей. (Валентный угол - это угол между воображаемыми прямыми, проходящими через ядра химически связанных атомов). Формирует пространственную структуру молекул.

ü Полярность - общая пара е смещается в сторону атома с большей ЭО, образуется диполь.

Неполярная ковалентная связь – в молекулах простых веществ: Н₂, О₂, N₂, Cl₂, и др., связывающая электронная пара равномерно распределена между атомами (∆ЭО = 0 и µ_св=0) Связь образована атомами одного элемента (простое вещество) - ∆ЭО = 0.

Полярная ковалентная связь – в молекулах сложных веществ связывающая электронная пара смещена к атому с большей ЭО, например: HCl ЭО(Н) = 2,1 ˂ ЭО(Cl) = 3 (∆ЭО≠0 µ_св≠0), электронная пара смещена к атому хлора и на нем возникает эффективный отрицательный заряд –q, а у атома Н - эффективный положительный заряд +q. В результате образуется электрический диполь – система из двух равных и противоположных по знаку зарядов. Длина диполя l_д - расстояние между центрами тяжести эффективных зарядов (δ - и δ +)

Электрический момент диполя связи (количественная мера полярности) µ_св= q∙ l_д (Кл∙м). µ_св - вектор, направленный к отрицательному полюсу. Чем больше DЭО, тем больше m_св и, следовательно, связь более полярная

Полярность молекулы определяется геометрической структурой молекулы и полярностью связей, их числом и направленностью и характеризуется значением µ_м - электрического момента диполя молекулы, µ_м = ∑ µ_св. Векторную сумму определяют сложением векторов µ_св по правилу параллелограмма сил. Чем больше µ_м, тем полярнее молекула.

Молекула неполярная ∑ µ_св= 0. Молекула полярная ∑ µ_св≠ 0

Двухатомные молекулы имеют линейную структуру, в простом веществе связи неполярны и молекула неполярна, двухатомная молекула сложного вещества всегда полярна.

Полярность многоатомной молекулы сложного вещества определяется ее геометрической структурой.

Гибридизация АО - смешение АО с разными (s-, p-, d- или f-АО), но близкими энергетическими состояниями, вследствие которого возникает такое же число одинаковых по форме и энергии орбиталей, симметрично расположенных в пространстве. При гибридизации химические связи формируются электронами не «чистых», а «смешанных», или гибридных АО, электронная плотность в которых смещена в сторону образования связи. Поэтому перекрывание гибридных АО происходит в большей степени, чем негибридных орбиталей, химические связи прочнее и молекула более устойчива.

Гибридная АО

Дата добавления: 2014-11-18